0.1mol lNH4AC溶液

两者等体积混合后,由于发生反应：HCN+NaOH==NaCN+H2OHCN过量,所以得到0.05mol/LNaCN和0.05mol/LHCN的混合溶液CN-水CN-+H2O=可逆=HCN+OH-HCN

氨水电离程度大于铵根水解程度,所以混合溶液中,以氨水电离为主,忽略铵根水解,所以混合液中有NH4+>CL-=0.05mol/L>NH3H2O>OH->H+

根据电离常数Ka=1.8*10^-5K=[c(H+)*c(CH3COO-)]/c(CH3COOH)c(H+)=K*c(CH3COOH)/c(CH3COO-)=1.8*10^-5*5/9=10^-5PH

溶液最终是HA和NaA1:1混合.根据电荷守恒C(H+)+C(Na+)=C(A-)+C(OH-)再根据水电离平衡C(H+)+C(HA)=C(OH-)由以上两个式子相加发现这个式子是错误的,左边少了C(

n(H+)=10×0.1×10^-3=10^-3mol;n(OH-)=10×0.1×10^-3=10^-3mol;H+与OH-物质的量相等,所以pH=7;水电离的H+开始=Kw/0.1=10^-13m

Na+>HCN>CN->OH->H+溶液呈碱性,说明了H2O电离出来的H+与CN-结合生成HCN,而HCN不再电离.因此溶液中的HCN>CN-的浓度.因为HCN是弱酸,因此电离程度非常小,而溶液呈碱性

一样的,两个都等价,只是换了种说法而已再问：可为什么答案上就说后者大于前者再答：哦，我看错了，他要的是水电离出的，那就是后者大于前者，因为后者ph＝1就是水的氢离子浓度，也就是0.1、而后者由水电离出

（1）将0.2mol/L HA 溶液与 0.1mol/L NaOH溶液等体积混合,则溶液中的溶质是NaA和HA,且二者物质的量浓度相等都是0.05mol/L,混

解题思路：根据物质的溶解情况分析解题过程：解析：物质溶解时，常伴随能量的变化①氢氧化钠溶于水时，温度升高；②硝酸铵溶于水时，温度降低；而氯化钠溶于水时，温度基本不变。如有疑问，可以直接留言，我会及时回

在一定条件下,0.1mol/L的CH3COONa溶液中滴加CH3COOH溶液至混合溶液中离子浓度满足如下关系c(Na+)+c(OH+)+c(CH3COO)则下列叙述正确的是（A．）A．混合溶液中c(H

中和后HCN的浓度0.05mol/LNaCN的浓度也是0.05mol/L然后水解大于电离,故楼主分析完全正确

碳酸的存在会抑制溶液中NH4+的水解,由于醋酸的酸性比碳酸的酸性强,所以Ac-的水解度也很小.PH主要由碳酸的第一步电离决定.碳酸Ka1=4.30×10^-7,PH=5.6左右.

Na离子为0.2mol,SO4为0.1mol,H与CO3反应生成HCO3接下来生成HCO3一部分电离,一部分水解,所以小于SO4,又因为生成的HCO3-为碱性,所以OH>H,最后则是CO3

是不是要讲议?讲回复在我的消息里.

解题思路：（1）根据质量守恒定律，在化学反应中，参加反应前各物质的质量总和等于反应后生成各物质的质量总和．故生成氧气的质量=反应前各物质的质量总和-反应后生成各物质的质量总和；（2）根据过氧化氢分解的

设溶液的体积为V,参加反应的NaOH的物质的量为XNaOH+HNO3=NaNO3+H2O11X0.1mol/L*VLX=0.1Vmol溶液中剩余氢氧化钠的物质的量=0.3mol/L*VL-0.1Vmo

反应生成CH3COONA为强碱弱酸盐（显碱性）

0.1mol/Lch3cooh溶液,是醋酸的总浓度,包括未电离的醋酸和已电离的醋酸.

选DH2O电离出的OH-使溶液显碱性,现在pH小3,即c(OH-)浓度是0.001倍啦!再问：3.物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3　②NaHCO3　③H2CO3　④(NH4)2CO3　⑤NH

离子方程式吧Ag++2S2O3^2-=Ag(S2O3)2^3-